El término "gases reales" entre los químicos y los físicos se usa para llamar a esos gases, cuyas propiedades dependen más directamente de su interacción intermolecular. Aunque en cualquier libro de consulta especializado se puede leer que un mol de estas sustancias en condiciones normales y en estado estacionario ocupa un volumen aproximado de 22,41108 litros. Tal afirmación es cierta solo para los llamados gases "ideales", para los cuales, de acuerdo con la ecuación de Clapeyron, las fuerzas de atracción y repulsión mutua de las moléculas no actúan, y el volumen ocupado por este último es un valor despreciable..
Por supuesto, tales sustancias no existen en la naturaleza, por lo que todos estos argumentos y cálculos son puramente teóricos. Pero los gases reales, que se desvían en un grado u otro de las leyes de la idealidad, se encuentran todo el tiempo. Entre las moléculas de tales sustancias siempre hay fuerzas de atracción mutua, lo que implica que su volumen es algo diferente demodelo perfecto derivado. Además, todos los gases reales tienen diferentes grados de desviación de la idealidad.
Pero aquí hay una tendencia muy clara: cuanto más se acerque el punto de ebullición de una sustancia a los cero grados centígrados, más diferirá este compuesto del modelo ideal. La ecuación de estado para un gas real, propiedad del físico holandés Johannes Diederik van der Waals, fue deducida por él en 1873. Esta fórmula, que tiene la forma (p + n2a/V2) (V – nb)=nRT, ha sido comparada con la Ecuación de Clapeyron (pV=nRT), determinada experimentalmente. El primero de ellos tiene en cuenta las fuerzas de interacción molecular, que están influenciadas no solo por el tipo de gas, sino también por su volumen, densidad y presión. La segunda enmienda determina el peso molecular de una sustancia.
Estos ajustes adquieren el papel más significativo a alta presión de gas. Por ejemplo, para nitrógeno en un indicador de 80 atm. los cálculos diferirán del ideal en aproximadamente un cinco por ciento, y con un aumento de la presión a cuatrocientas atmósferas, la diferencia ya alcanzará el cien por ciento. De ello se deduce que las leyes de un modelo de gas ideal son muy aproximadas. La desviación de ellos es tanto cuantitativa como cualitativa. El primero se manifiesta en el hecho de que la ecuación de Clapeyron se observa de forma muy aproximada para todas las sustancias gaseosas reales. Las desviaciones cualitativas son mucho más profundas.
Los gases reales pueden convertirse yen un estado líquido y en un estado sólido de agregación, lo que sería imposible si siguieran estrictamente la ecuación de Clapeyron. Las fuerzas intermoleculares que actúan sobre tales sustancias conducen a la formación de varios compuestos químicos. Nuevamente, esto no es posible en un sistema de gas ideal teórico. Los enlaces formados de esta manera se denominan enlaces químicos o de valencia. En el caso de que se ionice un gas real, comienzan a aparecer en él las fuerzas de atracción de Coulomb, que determinan el comportamiento, por ejemplo, de un plasma, que es una sustancia ionizada casi neutra. Esto es especialmente relevante a la luz del hecho de que la física del plasma hoy en día es una disciplina científica vasta y de rápido desarrollo, que tiene una aplicación extremadamente amplia en la astrofísica, la teoría de la propagación de señales de ondas de radio y el problema de las reacciones nucleares y termonucleares controladas.
Los enlaces químicos en gases reales por su naturaleza prácticamente no difieren de las fuerzas moleculares. Tanto esas como otras, en general, se reducen a la interacción eléctrica entre cargas elementales, a partir de las cuales se construye toda la estructura atómica y molecular de la materia. Sin embargo, una comprensión completa de las fuerzas moleculares y químicas solo fue posible con el advenimiento de la mecánica cuántica.
Vale la pena reconocer que no todos los estados de la materia compatibles con la ecuación del físico holandés pueden implementarse en la práctica. Esto también requiere el factor de su estabilidad termodinámica. Una de las condiciones importantes para tal estabilidad de una sustancia es que enEn la ecuación de la presión isotérmica debe observarse estrictamente una tendencia a la disminución del volumen total del cuerpo. En otras palabras, a medida que aumenta el valor de V, todas las isotermas del gas real deben caer constantemente. Mientras tanto, en los gráficos isotérmicos de van der Waals, se observan secciones ascendentes por debajo de la marca de temperatura crítica. Los puntos que se encuentran en tales zonas corresponden a un estado inestable de la materia, que no se puede realizar en la práctica.
